エネルギーの法則: 原子核に近いものから遠いものへ、低エネルギーから高エネルギーへ

数量ルール: 各層は電子を 2 個まで収容でき、最外層は 8 個を超えない (層が 1 つだけの場合は 2 個まで)

原子間で電子対を共有することによって形成される化学結合（原子は電子を引き付ける能力が異なるため、電子対は相殺されます）

同じ非金属原子は同じ電気陰性度を持ち、電子対はシフトしません - 無極性共有結合

異なる非金属原子は異なる電気陰性度を持ち、電子対は強い電子能力（強い電気陰性度）、つまり極性共有結合を持つ原子を引き付ける傾向があります。

原子: 原子の最も外側の電子をすべて元素記号の周囲に配置します。

金属陽イオン: イオン記号

非金属陰イオン：得られた電子を元素記号の周囲にマークし、記号を[ ]で囲み、右上隅に電荷数をマークします。

共有結合性化合物（元素）： 2 つの原子間で共有される電子対を書き、各原子の非結合電子も書きます。

イオン性化合物：アニオンとカチオンの電子式をそれぞれ書きます。

|価数| 原子の最外殻にある電子の数 = 8

二原子元素: 原子の最外殻にある電子の数、化学的健康数 = 8

短周期元素の原子番号の違い＝族番号の違い

2 つの元素が遷移元素の同じ側に分布している場合、原子番号の差 = グループ番号の差 遷移元素の両側に酸素元素が分布している場合、第4周期または第5周期の元素の原子番号の差＝族番号10の差、第6周期と第7周期の元素の原子番号の差期間 = グループ番号の差 24

第 4 期と第 5 期の IIA 族と III 族の原子番号の差は 11、第 6 期と第 7 期では 25 です。

IA 族元素の場合、電子殻が増加するにつれて、原子番号は 2、8、8、18、18、および 32 ずつ異なります。

IIA 族と 0 族の元素では、電子殻の数が増加するにつれて、原子番号は 8、8、18、18、32 ずつ異なります。

IIIA 族から VII 族の元素では、電子殻の数が増加するにつれて、原子番号は 8、18、18、32、32 と徐々に変化します。

サイクル＿＿、家族＿＿

推論方法

r(アニオン)>r(原子)>r(カチオン)

r（低価カチオン）＞r（高価カチオン）

同じ周期

同じメイングループ: 上から下に、対応する原子半径とイオン半径が徐々に増加します。

同じ原子構造を持つ異なる粒子: 核電荷が大きいほど、イオン半径は小さくなります。

原子が電子を失いやすいほど、その金属性は強くなります（原子が失う電子の数とは関係ありません）

金属活性配列表では、上位にある金属ほど金属性が強いことを示します。

元素と水または非酸化性の酸との反応が激しいほど、金属性が強くなります。

元素の還元性が強いほど、またはカチオンの酸化性が弱いほど、金属性が強くなります。

最高価数の酸化物に対応する水和物のアルカリ性が強いほど、金属性が強くなります。

周期表における元素の位置: 左または下にある元素はより金属的です

原子が電子を獲得しやすいほど、その非金属性は強くなります（原子が獲得する電子の数とは関係ありません）

H と結合しやすいほど、ガス状水素化物は安定し、非金属性が強くなります。

元素の酸化性が強いほど、または陰イオンの還元性が弱いほど、非金属の性質が強くなります。

最高価数の酸化物に相当する水和物の酸性度が強いほど、非金属性が強くなります。

周期表における元素の位置: 右または上にある元素ほど非金属である

原子内の陽子の数 = 核電荷の数 = 核外の電子の数 = 原子番号

電子殻の数 = 周期数、最外殻の電子の数 = グループ数。

イオン電荷数

同じ周期と同じ主グループを持つ粒子の半径の勾配変化

元素の金属特性と非金属特性の勾配規則と類似性

C、N、O、S、Cl、Na、Al、その他の元素およびその化合物の酸化および還元特性

一般的な物質の物性